中药专业 酸碱滴定法 acid-base titration 执教：梁琨

重点、要点 1、掌握[H+] 的计算和酸碱度的计算 2、掌握化学计量点及滴定突跃的计算，并能正确选择指示剂 3、判别能否准确、分步滴定 4、掌握分析结果的计算

酸碱滴定的应用和特点 以酸碱反应为基础 简单、方便 其他滴定法的基础 药物分析应用普遍（生物碱、有机酸等）

理论基础 1、阿伦尼乌斯电离理论 1887年，S.Arrhenius: 凡是在水溶液中电离产生H+的化合物——酸 凡是在水溶液中电离产生OH-的化合物——碱

2、酸碱质子理论 1923年，J.N.Bronsted T.M.Lowry: 定义：给出质子——酸 HAcH++Ac- 接受质子——碱 Ac-+ H+  HAc 通式：HB = H+ + B- 酸 质子 碱 共轭酸碱对概念 例：区分下列物质是酸还是碱？并指出共轭酸碱对 HAc H2CO3 H3PO4 NaAc NaHCO3 NaCO3 NaH2PO4 Na2HPO4 Na3PO4 H2O

酸碱反应的实质 酸碱共轭体系不能单独存在 HAc(酸1)H++Ac-(碱1) H++H2O(碱2)  H3O+(酸2) HAc(酸1)+ H2O(碱2)  H3O+(酸2) +Ac-(碱1) 实质:质子转移HAc H2O HAc H++Ac-

水的质子自递作用及平衡常数 水的两性作用,一个水分子可以从另一个水分子中夺取质子 H2O(酸1) +H2O(碱2)  H3O+(酸2) +OH-(碱1) 仅在溶剂分子之间发生的 质子传递作用,称为溶剂的质子自递作用 KW= [H+] [OH-] =10-14(25°C)

例如: NH3在水中的平衡 NH3(碱1)+H+ NH4+(酸1) H2O(酸2) H++OH-(碱2) NH3 + H2O  NH4++OH-

酸碱反应平衡常数与酸碱强度 酸碱强度与什么因素有关？ （1）与该酸碱本身给出或接受质子的能力强弱 （2）与溶剂接受质子的能力 HCl在水中 强酸 冰醋酸 弱酸 NH3在水中 弱碱 冰醋酸 强碱

在共轭酸碱对中，酸性越强，其共轭碱的碱性越弱 HCI+H2O＝H3O++CI- HAc+ H2O ＝ H3O++Ac- 其共轭碱Ac- 的离解 Ac- +H2O＝ HAc+OH- pKa+pKb=pKw

酸的强度与其共轭碱的强度是反比关系。酸愈强（ pKa愈小），其共轭碱愈弱（ pKb愈大 ），反之亦然。

HAc+H2O H3O++Ac- Ka=1.75×10-5 NH4+ +H2O H3O+ +NH3 Ka=5.5×10-10 HCl + H2O H3O+ +Cl- Ka=1.55×106 三种酸的强度顺序是：HCl ＞HAc＞ NH4+

以下各类型的质子转移，均可看作是酸碱反应 酸的离解：如 HAc+H2O H3O++Ac- 酸1 碱2 酸2 碱1 碱的离解：如NH3+H2O OH-+NH4+ 碱1 酸2 碱2 酸1 酸碱中和：如 HCl+NH3 NH4++Cl- 酸1 碱2 酸2 碱1 盐的水解：如 NaAc+H2O NaOH+HAc 碱1 酸2 碱2 酸1

酸碱指示剂 （1）指示剂的变色原理 酸碱指标剂(acid-base indicator)：酸碱滴定中用于指示滴定终点的试剂称为酸碱指标剂。 常用的酸碱指示剂是一些有机弱酸或弱碱，这些弱酸或弱碱与其共轭碱或酸具有不同的颜色。现以酚酞和甲基橙为例。

酚酞：有机弱酸Pka=9.1 羟式 醌式

甲基橙：有机弱碱 偶氮式 醌式

HIn H+ + In- 酸式色 碱式色 InOH OH- + In+ 碱式色 酸式色 现以HIn代表弱酸指示剂，其离解平衡表示如下： 酸式色 碱式色 以InOH代表弱碱指示剂，其离解平衡表示如下： InOH OH- + In+ 碱式色 酸式色

(2)指示剂的变色范围 HIn H+ + In- 现以HIn弱酸指示剂为例说明指示剂的变色与溶液 中pH值之间的数量关系。 弱酸指示剂在溶液中离解平衡表示如下： HIn H+ + In- 平衡时可得：

可改写为： 对一定指示剂在一定温度下Khin是一个常数。因此，在一定的pH条件下，溶液有一定的颜色，当pH改变时，溶液的颜色就相应地发生改变。

当两种颜色的浓度之比是10倍或10倍以上时，我们肉眼只能看到浓度较大的那种颜色。 若 ≥10时，pH=pKHIn＋1 ，显In-颜色 若 ≤1/10时， pH=pKHIn-1 ，显HIn颜色 指示剂的变色范围为： pH=pKHIn±1

① 温度： KHIn 甲基橙：18℃：3.1-4.4 100℃：2.5-3.7 T↑一般向酸性区移动 一般滴定室温 若△：标定－测定条件同 影响指示剂变色范围的因素 ① 温度： KHIn 甲基橙：18℃：3.1-4.4 100℃：2.5-3.7 T↑一般向酸性区移动 一般滴定室温 若△：标定－测定条件同

② 电解质影响 ③ 溶剂 极性 甲基橙：水：Pka=3.4 甲醇：Pka=3.8 ④ 指示剂用量 敏锐性

⑤ 滴定程序：浅→深 甲基橙：黄→红 酸滴碱 酚 酞： 无→红 碱滴酸

混合指示剂 缩小变色范围，变色敏锐 1. 指示剂+惰性染料（背景） PH≥4.4 黄 绿 PH＝4.1 橙 浅灰 PH≤3.1 红 紫 甲基橙色 甲基橙+靛蓝色 PH≥4.4 黄 绿 PH＝4.1 橙 浅灰 PH≤3.1 红 紫

2. 二种以上指示剂混合，使变色点更符合计量点 溴甲酚绿-甲基红: PH<3.8: 黄 + 红→ 酒红（橙） PH＝5.1：接近无色 PH>6.2：蓝 + 黄→ 绿

① 强酸（碱）溶液 C mol/L HCl 酸碱溶液酸碱度的计算 [H+]=[OH-]+[Cl-]= CHCl > 10-6 mol/l → [H+] = CHCl

② 弱酸（碱）溶液 a. 一元弱酸（碱） [H+]=[OH-]+[A-]=

ca/ka<500, ca ka ≥20kw ca/ka≥500, caka ≥20kw

b. 多元弱酸（碱） Ka1 >>Ka2 即 cka1>>100ka2 近似式 最简式

C. 两性物质溶液：NaHA 若cka2≥20kw 若cka2≥20kw c/ka1 ≥20

d. 缓冲溶液：HA－NaA ca cb

酸碱滴定的基本原理 酸碱滴定曲线： 以滴定过程中酸（或碱）标准溶液的加入量为横坐标，溶液的pH为纵坐标，称为酸碱滴定曲线（acid－base titration curve）

滴定曲线的作用： (1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积； (2) 判断滴定突跃大小； (3) 确定滴定终点与化学计量点之差。 (1) 确定滴定终点时，消耗的滴定剂体积； (2) 判断滴定突跃大小； (3) 确定滴定终点与化学计量点之差。 (4) 选择指示剂； 滴定曲线的计算。 30-58页修改

水溶液中的酸碱滴定 PH （1）强酸强碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HCl 滴定前：

滴定至计量点前： 滴入NaOH 19.98mL 计量点：

计量点后： 滴入NaOH 20.02mL 滴定曲线

滴定突跃 选指示剂

影响滴定突跃范围大小：

（2）一元弱酸碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L HAc 滴定前：

计量点前: HAC-NaAC缓冲系 滴入NaOH 19.98mL

计量点： NaAC

计量点后： 滴入NaOH 20.02mL

酸浓度一定，Ka↑突跃范围↑ Ka一定，酸浓度↑突跃范围↑

1 Ka=10-5 2 Ka=10-7 3 Ka=10-9

多元酸碱滴定 0.1000mol/L NaOH滴定20.00mL 0.1000mol/L H3PO4

第一计量点：H2PO4- 第二计量点：HPO42-

判断多元酸有几个突跃， 能否准确分步滴定： a. Cka≥10-8 →判断某H+能否被滴定 b. →判断相邻两H+能否分步滴定

滴定终点误差 滴定误差(titration error)：sp与ep不同造成的 这是一种系统误差，它不包括滴定过程中所引起的随机误差。

强酸强碱的滴定误差 以NaOH滴定HCl溶液为例，滴定终点误差应用终点时过量物质的量占应加入的物质的量的百分数表示，即 Csp,Vsp为化学计量点时被测酸的实际浓度和体积， Vnp为滴定终点时溶液的体积， Vnp≈ Vsp。

滴定过程中溶液的质子条件式： CNaOH-CHCl= [OH-] - [H+] 所以上式可写作：

例：用0.1000mol/LNaOH滴定25.00ml0.1000 mol/L HCl，若用甲基橙为指示剂，滴至pH=4为终点，计算终点误差。 解：已知Csp=0.05000mol/L, 终点溶液pH=4, [H+]=10-4mol/L

例：同上题，若以酚酞为指示剂，滴定至pH=9为终点，计算终点误差。 解：已知Cb=0.05000mol/L, 终点溶液pH=9, [H+]=10-9mol/L，则[OH-]=10-14/10-9=10-5 mol/L。

弱酸或弱碱的滴定误差 设以NaOH滴定弱酸HA，滴定终点溶液的质子条件式： [H+]+CNaOH=[A-]+[OH-]=CHA-[HA]-[OH-] CNaOH- CHA = [OH-]- [HA]- [H+]

由于强碱滴定弱酸化学计量点溶液呈碱性，故[H+]可略去，又因为[HA]/CSP=δHA 上式可简化为： Csp=C0·V0/Vep, C0, V0为被测物质的原始浓度和体积， Vep为计量点时溶液的体积。

例：用0.1000mol/LNaOH滴定0.1000mol/LHAc ，终点时较计量点时的pH值高0.5或低0.5，分别计算滴定的终点误差。 解：化学计量点时pH=8.73，如终点pH值高0.5，此时终点pH值为9.23，则[H+]=5.9×10-10mol/L，[OH-]=1.7 ×10-5mol/L，而CSP=0.1000/2=0.0500 mol/L，则

如终点时pH值较计量点低0. 5，此时pH值为8. 23，则[H+]=5. 9×10-9mol/L，[OH-]=1 如终点时pH值较计量点低0.5，此时pH值为8.23，则[H+]=5.9×10-9mol/L，[OH-]=1.7 ×10-6mol/L，而CSP=0.1000/2=0.0500 mol/L，则

应用与示例 1、酸碱标准溶液溶液的配置与标定 （1）酸标准溶液 间接法配制，即先配成近似浓度，后用无水碳酸钠及硼砂标定。 （2）碱标准溶液 间接法配制，一般用二水草酸和邻苯二甲酸氢钾标定。

应用与示例 1、直接滴定法 (1) 强酸强碱及 或 的弱酸弱碱，都可直接滴定。 (2)  多元弱酸的 ，且 时可用碱标准溶液分步滴定。

例1 乙酰水杨酸(阿司匹林)的测定 乙酰水杨酸(C9H8O4)是解热镇痛药，分子结构中含有羧基。 例2 药用氢氧化钠中NaOH和Na2CO3的测定 ——双指示法

样品S（含NaOH和Na2CO3） 加入酚酞指示剂，至褪色 NaOH完全被滴定，Na2CO3滴定至NaHCO3，消耗体积为V1 加入甲基橙，至变色  NaHCO3完全滴定至CO2，用去HCl体积为V2 则滴定Na2CO3消耗的HCl体积为2V2，而NaOH消耗的HCl体积为V1-V2，药品中NaOH和Na2CO3含量可用下式计算：  

间接滴定 例1 蛋白质中总氮的测定 蛋白质 凯氏烧瓶中消化，有机物质中碳和氢被氧化成CO2和H2O，N转变成NH4SO4， 水蒸气蒸馏出NH3，用H3BO3溶液吸收，以溴甲酚绿和甲基红混合指示剂指示终点， 。 NH3 + H3BO3 NH2H2BO3 NH2H2BO3 + HCl NH4Cl + H3BO3 W(蛋白质)=C(V-V0)×14×F/1000